Лекція Склад І будова комплексних сполук. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках Вже у першій половині XIX ст вчені помітили, що деякі сполуки, в яких атоми начебто вичерпали свої валентні можливості, здатні до подальшого сполучення між собою.

Вид материала

Подобный материал:

1 2 3

Проста речовина

Добування_. Основним промисловим методом добування кисню є виділення його з повітря за допомогою скраплення останнього та фракційної дистиляції. Оскільки кисень є газом, щоб його перевести у рідкий стан газ необхідно спочатку охолодити до температури, нижчої за критичну, яка досить низька (-118 °С), а потім піддати дії високого тиску.

Кисень має вищу температуру кипіння (-183 °С) порівняно з азотом (-196 °С), тому під час дистиляції азот випаровується і збирається для використання, а кисень залишається в рідкому стані в нижній частині ректифікаційної колони. Такий кисень містить незначні домішки азоту, вуглекислого газу ти близько 3 % аргону, який має близьку до кисню температуру кипіння (-186 °С).

Кисень високого ступеня чистоти добувають електролізом води. Цей метод використовують переважно для добування водню (катодний процес), але одночасно на аноді одержують другий корисний продукт - кисень.

Кисень зберігають і транспортують під тиском 15 МПа у стальних балонах, пофарбованих у блакитний колір з чорним написом «Кисень». Великі кількості кисню зберігають у скрапленому стані. Для цього використовують спеціальні ємкості (так звані танки), які мають ефективну теплоізоляцію.

Лабораторні методи добування кисню ґрунтуються на розкладі багатих на нього, але відносно нестійких хімічних сполук. Наприклад, кисень можна одержати під час термічного розкладу перманганату калію КМnО₄, хлорату калію КСlO₃ (за наявності каталізатора, наприклад МnO₂, Fe₂О₃, Сr₂О₃), нітратів, оксидів металів тощо:

2KC1O₃  2KC1 + 3O₂;

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂;

2KNO₃  2KNO₂ + O₂;

2HgO  2Hg + O₂.

Зручним способом лабораторного добування кисню є розклад гідроген пероксиду за наявності каталізатора МnО₂:

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Фізичні властивості. Вільний кисень складається з двохатомних молекул O₂. Внаслідок ковалентної природи зв' язку кисень є типовим газом з низькими температурами кипіння (-183 °С) та плавлення (-218,7 °С). Газоподібний кисень безбарвний, не має запаху і смаку, у рідкому та твердому станах має блідо-синє забарвлення.

У 100 об’ємах води за температури 0°С розчиняється близько 5 об’ємів кисню, за 20 °С - близько 3 об’ємів (або 0,004 % (мас.)).

Води гідросфери вміщують 1,5 -10¹³ т розчиненого кисню. Він легко розчиняється в органічних розчинниках, тому простого переливання таких рідин на повітрі достатньо для насичення їх киснем. Кисень здатний також розчинятися у деяких розплавлених металах (сріблі, платині, золоті, паладії). Так, один об^’єм срібла вбирає близько 10 об’ємів кисню.

Низькі температури кипіння і плавлення кисню пояснюють тим, що молекула О₂ неполярна і має малу здатність до поляризації. Це зумовлює існування в конденсованих станах речовини лише слабких сил дисперсійної міжмолекулярної взаємодії, які легко долаються вже за відносно низьких температур. Саме тому неполярні і малополяризовані молекули кисню мають низьку розчинність у поляризованій воді.

Довжина хімічного зв'язку в молекулі О₂ становить 120,7 пм, що істотно менше за довжину одинарного ковалентного зв' язку О—О. Наприклад, у молекулі Н—О—О—Н вона становить 149 пм. Згідно з цим енергія зв' язку в молекулі O₂ велика і становить 494 кДж/моль, що значно перевищує енергію одинарного зв’язку О—О (в молекулі Н—О—О—Н вона становить 210 кДж/моль.)- Цим пояснюють той факт, що гемолітична дисоціація молекул кисню на атоми розпочинається лише за температури понад 1500 °С. Вона може відбуватися також у разі вбирання ультрафіолетового випромінювання (фотоліз). Тому біля земної поверхні кисень в атмосфері перебуває у молекулярному стані О₂, а вище за 100 км основною формою існування кисню стає атомарний. Молекули О₂ розщеплюються тут на атоми під впливом ультрафіолетового випромінювання Сонця.

Молекула кисню парамагнітна, наявність парамагнетизму відповідає розміщенню на молекулярній орбіталі двох неспарених електронів. Внаслідок парамагнетизму рідкий і твердий кисень притягається магнітним полем.

Утворення хімічних зв' язків у молекулі О₂ та деякі її властивості пояснює метод молекулярних орбіталей. Так, мала-довжина зв' язку між атомами О-О та висока його енергія зумовлені тим, що кратність зв' язку в молекулі кисню О₂ дорівнює 2.

Парамагнітні властивості молекули О₂ спричинені наявністю двох неспарених електронів, які, за правилом Хунда, займають дві окремі вироджені розпушувальні молекулярні орбіталі. Атом кисню порівняно з молекулою має більшу енергію іонізації (відповідно 1313 і 1165 кДж/моль), оскільки у разі іонізації молекули О₂ електрон відщеплюється з енергетично вищої (ніж атомні) розпушувальної молекулярної орбіталі. Утворення молекулярних іонів О₂⁺, О₂^- та О₂^2- можливе тому, що число зв' язувальних електронів перевищує число розпушувальних (кратність зв’язку більша за нуль).

На Землі виявлено три стабільні нукліди кисню:

О (99,759 % (мас.)),

О (0,037 % (мас.)) та

О (0,204 % (мас.)). Штучно одержано три радіоактивні нукліди кисню, період піврозпаду яких не перевищує десятків секунд.

Кисень має алотропну модифікацію — озон О₃.

Хімічні властивості. Кисень характеризується високою хімічною активністю і належить до типових окисників. Він реагує з більшістю простих речовин, найчастіше утворюючи оксиди, в яких має ступінь окиснення -2. Такі реакції зазвичай відбуваються з досить великою швидкістю лише за підвищених температур, оскільки потребують активації молекул О₂:

Великі від^’ємні значення стандартної енергії Гіббса утворення багатьох оксидів свідчать про значну спорідненість цих елементів до кисню.

Кисень безпосередньо не окиснює лише благородні гази, деякі метали (золото, платину) та галогени. Для таких систем зміна енергії Гіббса має додатне значення, наприклад G°(Au₂О₃(т)) = 79 кДж/моль, G°(ClO₂(г.))=122 кДж/моль.

Проте оксиди цих елементів, за винятком гелію, неону та аргону, можна одержати непрямим шляхом, наприклад:

Оксиди можуть утворюватися не лише під час окиснення киснем простих речовин. Багато складних речовин за певних умов також взаємодіє з киснем. При цьому утворюються оксиди елементів, а іноді й оксиди, і прості речовини, наприклад:

Здебільшого реакції окиснення відбуваються з достатньою швидкістю лише за підвищеної температури, оскільки потрібна деяка енергія для активації молекул O₂.

Якщо окиснення речовин відбувається енергійно, з виділенням великої кількості теплоти і світла, то такі процеси називають горінням. Вони відбуваються, як правило, за умови надлишку повітря або чистого кисню і завершуються утворенням кінцевих продуктів окиснення (СО₂, Н₂О, SО₂, Р₂О₅, N₂ тощо). Наприклад, під час горіння ацетилену в середовищі кисню температура полум'я досягає 3200 °С.

Відносно повільні реакції окиснення залежно від характеру речовини називають іржавінням (окиснення металів), тлінням (окиснення органічних решток), а найчастіше просто окисненням.

Майже 90 % кисню, що потрапляє в організм людини, використовується під час дихання як акцептор електронів. Енергію, що виділяється в разі окиснення різних субстратів молекулярним киснем, організм використовує для синтезу життєво необхідного аденозинтрифосфату (АТФ). М’яке окиснення молекулярним киснем різних субстратів у живих організмах є основним джерелом енергії для забезпечення перебігу процесів життєдіяльності.

Про значну окиснювальну здатність кисню у водних розчинах свідчить високе значення стандартного електродного потенціалу його відновлення до води:

О₂ + 4Н⁺ + 4е^- = 2Н₂О, Е° = 1,23 В (при рН = 0).

Для пірометалургійних способів добування металів та деяких неметалів широко використовують процес окиснювального випалювання природних сульфідних мінералів з метою їх переведення у відповідні оксиди (далі оксиди відновлюють до простих речовин), наприклад:

Класифікацію основних типів неорганічних сполук кисню за ступенями його окиснення подано наведеною нижче схемою:

Оксиди. Загальні методи добування оксидів вам відомі із курсу хімії середньої школи.

Взагалі утворення одноатомних багатозарядних аніонів типу Еⁿ^- енергетичне невигідне. З цієї причини не існує сполук, до складу яких входять вільні іони О^2-. Навіть у кристалічних оксидах найактивніших металів (Na₂О, СаО тощо) ефективний негативний заряд атома кисню істотно менший за -2.

В оксидах неметалів різниця між електронегативностями атомів кисню і неметалу невелика, тому хімічний зв' язок у них ковалентний полярний. Більшість таких сполук за звичайних умов — гази, леткі рідини або легкоплавкі тверді речовини. Це пояснюється тим, що вони в твердому стані утворюють, як правило, молекулярні кристалічні ґратки зі слабкими силами міжмолекулярної взаємодії. Навпаки, оксиди з полімерними структурами значно міцніші і більш тугоплавкі. До таких речовин належить, наприклад, SiO₂. Він має полімерну структуру, в якій кожен атом силіцію сполучений з чотирма атомами кисню (відбувається sр³-гібридизація валентних орбіталей атомів силіцію) й утворює тетраедр, а кожен атом оксигену, у свою чергу, сполучений з двома атомами силіцію. Внаслідок цього полімерний SіО₂ на відміну від мономерного СО₂ за звичайних умов хімічно неактивний і має високу температуру плавлення (1700 °С). В оксидах неметалів валентні орбіталі атомів кисню найчастіше перебувають у стані sр³-гібридизації.

Оксиди неметалів за хімічною природою кислотні. Більшість із них розчиняється у воді з утворенням відповідних кислот, тому їх називають ангідридами кислот:

СO₂ + Н₂O  Н₂СO₃;

SО₃ + Н₂О  Н₂SО₄.

Оксиди найактивніших металів мають переважно іонний зв'язок і за хімічною природою основні. До найтиповіших з них належать оксиди лужних і лужноземельних металів, їм відповідають гідроксиди, які є сильними основами.

У міру зростання ступеня окиснення металу збільшується частка ковалентності в його хімічному зв'язку з киснем. Такі оксиди з іонно-ковалентним зв'язком амфотерні, їм відповідають амфотерні гідроксиди, здатні дисоціювати за типом слабких основ за місцем зв' язку Ме—ОН і за типом слабких кислот — за місцем зв' язку МеО—Н. До таких оксидів належать переважно оксиди металів, які мають відносно невелику електронегативність, наприклад А1₂О₃, Сr₂О₃, РbО, ZпО, Fе₂О₃ тощо. Залежно від умов вони виявляють властивості основних або кислотних оксидів. Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють (не розчиняються), але можуть реагувати як з кислотами, так і з лугами, а під час нагрівання — з основними та кислотними оксидами з утворенням солей.

Оксиди металів (d-елементів) з високими ступенями окиснення мають ковалентний характер зв' язків між атомами в молекулах (СrО₃, Мn₂О₇, Rе₂О₇, ОsО₄ тощо). Частина з них розчиняється у воді з утворенням гідратів, які дисоціюють за типом кислот за місцем найбільш полярного зв' язку Н—О:

Перелічені оксиди мають кислотну природу і також належать до ангідридів кислот.

Перехідні елементи здатні утворювати нестехіометричні оксиди, їхні кристалічні ґратки складаються зі щільно упакованих іонів оксиду, а частина пустот такої структури заповнена іонами металу, наприклад FеО_1-_x (х=0,05-0,10). Існують також неcтехіометричні оксиди, у кристалічних ґратках яких пустоти наповнені надлишковим, тобто надстехіометричним киснем, наприклад U_2+Х (х = 0,00—0,30).

На початкових стадіях реакцій металів з киснем можуть утворюватися субоксиди — сполуки з металічним зв' язком. Вони є продуктом вкорінення атомів оксигену в кристалічні ґратки металів, наприклад Ті₆О, Ті₃О.

Хімічні властивості води. Відносно нагрівання вода є досить, стійкою сполукою. Вона практично не розкладається під час нагрівання до температури 1200 °С, і тільки за вищих температур термічне дисоціює на атом Н і групу -ОН. За температури 5000 °С вода розкладається з вибухом.

Відносно різноманітних хімічних сполук вода поводить себе як досить активний реагент. Вона може реагувати з речовинами як неорганічного, так і органічного походження. Під час взаємодії з ними вона може руйнуватися або залишатися незмінною.

Найхарактернішими для води є хімічні реакції, наведені нижче.

1.Приєднання основних та кислотних оксидів з утворенням основ і кислот:

2. Приєднання до основ, кислот і солей з утворенням кристалогідратів, наприклад: КОНН₂О, Н₂SО₄2Н₂О, Nа₂SО₄10Н₂О.

3.Окиснення за рахунок водню в ступені окиснення +1 сильних відновників за звичайних умов або за високої температури

4.Відновлення за рахунок кисню в ступені окиснення -2. Наприклад, водяна пара горить у середовищі фтору:

F₂ + Н₂О = 2НF + О.

5.Участь у донорно-акцепторних взаємодіях. За рахунок донорних властивостей атома оксигену, який має дві неподілені пари електронів, вода часто відіграє роль ліганда в реакціях комплексоутворення. Вона може бути і донором протона, тому в кислотно-основних перетвореннях відіграє роль амфоліту:

Н⁺ + Н₂О  Н₃О⁺.

Згідно з протонною теорією кислот і основ Й. Н. Бренстеда (1879-1947) в цій реакції вода є основою. Відносно електролітів, здатних приєднувати протон, вода поводить себе як кислота, наприклад:

NН₃ + Н₂О  NH₄⁺ + ОН^-.

Вона утворює велику кількість аквакомплексів:

Сu²⁺+4Н₂О=[Сu(Н₂О)₄]²⁺;

Сr³⁺ + 6Н₂О = [Сr(Н₂О)₆]³⁺.

Вода може не лише створювати середовище, а й бути безпосереднім учасником окисно-відновних реакцій:

С1₂ + Н₂О  НС1 + НОСl;

2КМnО₄ + 3К₂SО₃ + Н₂О = 2МnО₂ + 3К₂SО₄ + 2КОН.

Чиста вода є дуже слабким електролітом і майже не проводить електричний струм. Іонний добуток води за температури 22 °С відповідає стану рівноваги:

Н₂О  Н⁺ + ОН^-,

і дорівнює К_в = [Н⁺][ОН^-] = 10^-14.

У водних розчинах зазначену рівновагу дисоціації можна змінювати у той чи інший бік не лише розчиненням у воді кислот і лугів, а й солей слабких кислот або основ (гідроліз солей):

Fе³⁺ + Н₂О  FеОН²⁺ + H⁺;

РО₄^3- + Н₂О  HРО₄^2-+ ОН^-.

Внаслідок цих реакцій змінюється концентрація протонів або гідроксил-іонів.

Відомо багато сполук, які повністю розкладаються водою, наприклад:

Аl₂S₃ + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + 3Н₂S;

РС1₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 3НС1.

Важка вода. Сполуку D₂О (оксид дейтерію) називають важкою водою. Вперше її одержали у 1933 р. американські хіміки Г. Н. Льюїс (1875-1946) та Ф. Г. Спеддінг (1902-1989) електролізом лужного розчину. Вміст її у морській воді становить близько 0,018 %, тому для добування 1 кг важкої води необхідно розкласти 170 т звичайної води. Одержують D₂О електролізом звичайної води (іони дейтерію розряджаються повільніше, ніж іони протію), фракційною дистиляцією рідкого водню та іншими методами. Температура її плавлення становить 3,8 °С, густина — 1,104 г/см³, температура кипіння 101,43 °С, іонний добуток — 0,2-10"¹⁴. Біологічні процеси у важкій воді відбуваються дещо повільніше, ніж у звичайній.

Виробляють важку воду у великих кількостях, її широко використовують в атомній енергетиці. В ядерних реакторах її застосовують для уповільнення нейтронів.

Гідроген пероксид. Пероксид водню є однією з найважливіших сполук кисню. У промисловості його добувають електрохімічними та хімічними способами. Для електрохімічного добування Н₂О₂ використовують розчини сірчаної кислоти або її солей (зокрема, (NН₄)₂SО₄). У цьому разі електролізу піддають 50 %-й розчин Н₂SО₄ за високої густини струму та охолодження. За таких умов на платиновому аноді окиснюються гідросульфат-іони до пероксодисірчаної кислоти Н₂S₂О₈:

2НSО₄^- = Н₂S₂О₈ + 2е.

Слабке нагрівання розчину Н₂S₂О₈ сприяє перебігу процесу гідролізу, внаслідок чого утворюється Н₂О₂:

Н₂S₂О₈ + 2Н₂О = Н₂О₂ + 2Н₂SО₄.

Хімічні методи добування Н₂О₂ ґрунтуються на окисненні киснем органічних сполук, наприклад таких, як алкільні похідні антрагідрохінону та ізопропіловий спирт.

Пероксид водню легко утворюється з пероксиду барію під дією на нього розбавленого розчину сірчаної кислоти:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = Н₂О₂ + ВаSО₄.

Осад нерозчинного у воді ВаSО₄ повністю відокремлюється від розчину Н₂О₂ звичайним фільтруванням.

У промисловості добувають пероксид водню концентрацією, яка не перевищує 60 %, оскільки більш концентровані його розчини вибухонебезпечні при транспортуванні. 30%-й стабілізований розчин Н₂О₂ називають пергідролем. Для медичних цілей застосовують 3%-й розчин Н₂О₂. Щорічне світове виробництво пероксиду водню становить 0,5 млн тонн.

Пероксид водню високого ступеня чистоти та його розчини за звичайних умов досить стійкі й можуть зберігатися протягом тривалого часу, але під час нагрівання, в разі ультрафіолетового опромінення, а також за наявності іонів перехідних металів Н₂О₂ інтенсивно розкладається з виділенням кисню. Чистий Н₂О₂ та його концентровані розчини розкладаються бурхливо, часом з вибухом.

Для запобігання розщепленню Н₂О₂ до його розчину додають стабілізатори (звичайно фосфати натрію), які зв’язують шкідливі іони металів і тим самим гальмують небажаний процес, їх зберігають у прохолодному місці у темних посудинах. При цьому слід мати на увазі, що луги, навіть у кількостях, що вилуговуються зі звичайного скла, істотно прискорюють розщеплення молекули Н₂О₂.

Молекула Н₂О₂ нелінійна, два зв’язки О-Н розміщені у двох площинах під кутом 120°:

Внаслідок несимметричного розміщення зв’язків О-Н молекула Н₂О₂ дуже полярна.

Наявність неподілених електронних пар у атомів оксигену створює можливість донорно-акцепторної взаємодії. Так, подібно до води, пероксид водню може входити до складу кристалічних речовин, наприклад Ка₂СО₃1,5Н₂О₂Н₂О.

Рідкий і твердий пероксиди водню, а також його розчини у воді характеризуються наявністю стійких водневих зв'язків, які спричиняють асоціацію молекул. Тому за звичайних умов чистий пероксид водню — сиропоподібна в'язка блідо-блакитна рідина без запаху, яка майже в 1,5 раза важча за воду. Тиск пари Н₂О₂ нижчий за тиск пари води (за однакової температури), тому температура кипіння пероксиду водню вища і становить 150,2 °С. На цій властивості ґрунтується відокремлення Н₂О₂ від води шляхом фракційної перегонки. Слід також зазначити, що температуру кипіння Н₂О₂ за атмосферного тиску безпосередньо визначити неможливо, оскільки вже за температури 90 °С він починає розкладатися. Твердий Н₂О₂ має температуру плавлення -0,43 °С, його густина становить 1,71 г/см³.

Пероксид водню змішується з водою у будь-яких співвідношеннях завдяки виникненню нових водневих зв' язків. Він розчиняється також в ефірі, яким його можна екстрагувати із суміші з водою. З водних розчинів пероксид водню виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату Н₂О₂2Н₂О, температура плавлення якого становить -52 °С.

Діелектрична проникність чистого Н₂О₂ за температури 25 °С становить 93, а його 65 %-го водного розчину — 120, тому чистий Н₂О₂ та його водні розчини є чудовими іонізуючими розчинниками, які подібно до води добре розчиняють речовини з полярними та іонними зв' язками. Однак використання таких розчинників обмежене недостатньою стійкістю Н₂О₂.

У водних розчинах пероксид водню є слабкою кислотою:

Н₂О₂  Н⁺ + НО^-, К = 2,2410^-12,

але сильнішою за воду. Під час взаємодії його розчинів з лугами можна виділити відповідні пероксиди металів, які належать до класу солей (а не оксидів), наприклад:

Н₂О₂ + Ва(ОН)₂ = ВаО₂ + 2Н₂О.

На відміну від нормальних оксидів, які з кислотами утворюють сіль і воду, пероксиди в подібних реакціях дають сіль і пероксид водню, наприклад:

ВаО + Н₂SО₄ = ВаSО₄ + Н₂О;

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄ + Н₂О₂.

Пероксиди металів як солі слабкої кислоти у водному розчині нестійкі. Це зумовлено їх сильним гідролізом та розкладом Н₂О₂ у лужному середовищі:

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂;

2H₂O₂

2H₂O + O₂.

Відомі численні неорганічні та органічні сполуки, які містять пероксидні групи.

Зв' язок між атомами кисню НО—ОН слабкий, що може бути пояснено взаємним електростатичним відштовхуванням неподілених пар електронів двох сполучених між собою атомів кисню. Він майже втричі слабкіший за зв'язок О—Н, тому для пероксиду водню особливо властиві реакції, які супроводжуються руйнуванням зв язку НО—ОН з утворенням сполук кисню з характерним для нього ступенем окиснення -2 або 0. Тобто для Н₂О₂ найхарактерніші окисно-відновні реакції. Пероксиди в окисно-відновних реакціях можуть перетворюватись згідно з такою схемою:

Прикладом може бути характерна для пероксиду водню реакція розкладу за типом диспропорціювання (окисно-відновна реакція самоокиснення — самовідновлення):

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Отже, Н₂О₂ здатний виявляти властивості як окисника, так і відновника, що властиво сполукам з проміжними ступенями окиснення елементів. Окисна та відновна активності Н₂О₂ характеризуються такими значеннями електродних потенціалів відповідних перетворень:

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е- = 2Н₂О, Е° = 1,78 В;

О₂ + 2Н⁺ + 2е- = Н₂О₂, Е° = 0,68 В.

Порівняння цих електродних потенціалів свідчить про те, що окиснювальна здатність Н₂О₂ (Е° = 1,78 В) виражена значно сильніше, ніж відновна (Е° = 0,68 В). Справді, пероксиди — сильні окисники. Вони легко окиснюють йодиди до вільного йоду, нітрити — до нітратів, сполуки хрому(ПІ) — до хрому(VІ) тощо, наприклад:

2КІ + Н₂О₂ + Н₂SО₄ = І₂ + 2Н₂О + К₂SО₄;

2К₃[Сr(ОН)₆] + 3Н₂О₂ = 2К₂СrО₄ + 8Н₂О + 2КОН.

Лише під час взаємодії із сильними окисниками Н₂О₂ виявляє відновні властивості, продуктом його окиснення є кисень, наприклад:

Н₂О₂ + С1₂ = О₂ + 2НС1;

Н₂О₂ + О₃ = 2О₂ + Н₂О;

3Н₂О₂ + 2КМnО₄ = 3О₂ + 2МnО₂ + 2КОН + 2Н₂О;

.5Н₂О₂ + 2КМnО₄ + 3Н₂SО₄ = 5О₂ + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О.

Останню реакцію використовують у хімічному аналізі для кількісного визначення пероксиду водню.

Озон. Озон О₃ — алотропна модифікація кисню. Він утворюється з газоподібного кисню під дією на нього тихого електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання. Для штучного добування О₃ використовують озонатори. Тихий розряд проходить у просторі між стінками

внутрішньої та зовнішньої скляних посудин. Кисень, який виходить з озонато-ра, містить кілька відсотків озону (до 10 %).

Озон також утворюється під час обробки молекулярного кисню потоком електронів, протонів, короткохвильового випромінювання, тобто за рахунок радіо- та фотохімічних реакцій.

У приземній атмосфері концентрація озону дуже мала і становить 10^-7-10^-6 %. У стратосфері на висоті 18-50 км земна куля оточена тонким шаром озону, максимальна його кількість скупчена на висоті 20-30 км. Загальна площа атмосферного озонового шару становить 500 млн км².

У земній атмосфері озон утворюється під час грозових розрядів, а у верхніх її шарах - під дією ультрафіолетового випромінювання. Географія озону дуже динамічна, на неї впливають повітряні течії — вітри атмосфери. Антициклони зменшують, а циклони збільшують кількість О₃ у стратосфері.

Вільний стратосферний озон відіграє дуже важливу роль у природі. Озоновий шар затримує небезпечне для живих істот жорстке короткохвильове сонячне випромінювання. Практична діяльність людини дуже часто призводить до руйнування озонового шару.

Серед речовин, які руйнують стратосферний озон, найбільш небезпечним є хлор. Одна молекула хлору здатна знищити до 100 тис. молекул О₃ (для порівняння: 1 молекула NО руйнує лише 10 молекул О₃). Розрахунками із застосуванням математичного моделювання доведено, що один запуск космічного корабля багаторазового використання «Шаттл» (США) спричинює руйнування 0,3 % загальної кількості озону земної атмосфери.

Озон - отруйний газ синього кольору з різким характерним запахом (t_кип = -110 °С, t_пл = -192,7 °С). Рідкий озон має темно-синє забарвлення, твердий - чорне.

Молекула О₃ діамагнітна, має кутову будову, що зумовлює її полярність. Крім того, порівняно з киснем вона має більшу поляризованість внаслідок більшого розміру молекули. Енергія міжмолекулярної взаємодії О₃ у конденсованих станах перевищує цю величину для молекул О₃, тому температури кипіння і плавлення озону вищі, ніж кисню. Цими чинниками пояснюють також вищу розчинність озону в полярній воді (за звичайних умов 45 об’ємів О₃ розчиняється у 100 об’ємах води).

Довжина зв'язку між атомами кисню (128 пм) проміжна порівняно з одинарним (149 пм) та подвійним (121 пм) зв'язками, тому вважають, що порядок зв' язків у молекулі О₃ дорівнює 1,5. Величина валентного кута (116,5°) вказує на sр²-гібридизацію валентних орбіталей центрального атома кисню. Наведені дані свідчать про наявність у молекулі О₃ делокалізованого трицен-трового -зв' язку:

При цьому центральний sр²-гібридизований атом оксигену утворює два -зв'язки з крайніми атомами, а його негібридизована 2р_z-орбіталь, яка розміщена під прямим кутом до площини трьох атомів, та аналогічно спрямовані 2р_z-орбіталі крайніх атомів оксигену утворюють трицентровий нелокалізований -зв' язок.

Озон — ендотермічна сполука (Н= 142,3 кДж/моль, G°298 = 162,7 кДж/моль). Він легко розкладається з утворенням вільних атомів оксигену, що зумовлює його високу окиснювальну здатність:

О₃ = О₂ + О.

Про значно більшу хімічну активність О₃ порівняно з О₂ свідчать стандартні електродні потенціали озону у водних розчинах:

нейтральне середовище: О₃ + Н₂О + 2е- = О₂ + 2ОН^-, Е° = 1,24 В;

О₂ + 2Н₂О + 4е- = 4ОН^-, Е° = 0,401 В;

кисле середовище: О₃ + 2Н⁺ + 2е- = О₂ + Н₂О, Е° = 2,07 В;

О₂ + 4Н⁺ + 4е- = 2Н₂О, Е° = 1,23 В.

Озон легко окиснює різноманітні сполуки з утворенням іона О^2- та молекули О₂:

2Аg + O₃ = Аg₂O + O₂;

РbS + 4O₃ = РbSO₄ + 4O₂;

2КІ + О₃ + Н₂О = І₂ + О₂ + 2КОН.

Останню реакцію використовують для виявлення та кількісного визначення озону.

Іноді продуктами реакцій за участю озону є озоніди (спорідненість О₃ до електрона становить 180 кДж/моль), наприклад:

К + О₃ = КО₃;

4КОН + 4О₃ = 4КО₃ + О₂ + 2Н₂О.

Такі сполуки вміщують молекулярний іон О₃^-. На відміну від озону О_з іон О₃^- має неспарений електрон, який зумовлює його парамагнетизм. Озоніди лужних металів мають червоне забарвлення, вони дуже сильні окисники.

Blog